Univerzita Karlova v Praze. Farmaceutická fakulta v Hradci Králové. Katedra farmaceutické technologie RIGORÓZNÍ PRÁCE

Univerzita Karlova v Praze Farmaceutická fakulta v Hradci Králové Katedra farmaceutické technologie RIGORÓZNÍ PRÁCE Osmotická koncentrace parenterálních přípravků. Elektrolyty. Osmotic concentration of parenteral preparations. Electrolytes. 2011 Mgr. Jitka Novotná

Prohlášení Prohlašuji, že tato práce je mým původním autorským dílem. Veškerá literatura a další zdroje, z nichž jsem při zpracování čerpala, jsou uvedeny v seznamu použité literatury a v práci řádně citovány. Práce nebyla využita k získání jiného nebo stejného titulu.

Poděkování Ráda bych velmi poděkovala své školitelce Doc. PharmDr. Zdeňce Šklubalové, Ph.D. za odborné vedení, trpělivost, cenné rady a připomínky při zpracování této rigorózní práce.

Seznam zkratek m... molální koncentrace (mol kg -1 ) c... molární koncentrace (mol l -1 ) h m... hustota molálního roztoku (kg l -1 ) h c... hustota molárního roztoku (kg l -1 ) h v... hustota vody (kg l -1 ) m os... osmolální koncentrace (mol kg -1 ) c os... osmolární koncentrace (mol l -1 ) π... osmotický tlak (kpa) n... počet částic Ф... molální osmotický koeficient ΔT f... snížení teploty tuhnutí ( C) K k... molální kryoskopická konstanta... (K kg mol -1 ) i... van t Hoffův koeficient V g... parciální specifický objem (ml g -1 ) V v... objem vody (l) f... konverzní faktor M w... molekulová hmotnost látky (g mol -1 ) M o... hmotnost látky v roztoku (kg) M r... hmotnost roztoku (kg)

1. Obsah 1. Obsah... 5 2. Abstrakt... 6 3. Abstract... 7 4. Zadání rigorózní práce... 8 5. Úvod... 9 6. Teoretická část... 10 6.1. Parenterální přípravky... 10 6.2. Koligativní vlastnosti... 10 6.3. Osmolalita... 12 6.4. Osmolarita... 14 6.5. Odhad osmolarity... 14 6.6. Vnitřní prostředí a osmolalita... 16 6.7. Využití osmotických vlastností roztoků... 17 6.8. Roztoky elektrolytů... 18 7. Praktická část... 21 7.1. Přístrojové vybavení... 21 7.2. Použité suroviny... 21 7.3. Postup práce... 21 7.3.1. Příprava roztoků... 21 7.3.2. Měření hustoty... 22 7.3.3. Měření osmolality... 22 7.3.4. Odhad osmolality... 23 7.3.5. Odhad osmolarity... 23 7.4. Vyhodnocení výsledků... 25 8. Výsledky... 26 9. Diskuze... 44 10. Závěry... 48 11. Literatura... 49 5

2. Abstrakt Univerzita Karlova v Praze, Farmaceutická fakulta v Hradci Králové Katedra Farmaceutická technologie Kandidát Jitka Novotná Konzultant Doc. PharmDr. Zdeňka Šklubalová, Ph.D. Název rigorózní práce Osmotická koncentrace parenterálních přípravků. Elektrolyty. Koncentrace rozpuštěných látek, podílejících se na osmotickém tlaku přípravku, se u parenterálních roztoků udává jako osmolarita (mosmol l -1 ). Označení lépe vyhovuje praktickému používání a vychází z molární koncentrace (mol l -1 ). Bohužel osmolaritu nelze určit experimentálním měřením, měřitelná je pouze osmolalita (mosmol kg -1 ). V této práci byla měřena hustota při 20 C a osmolalita roztoků chloridu sodného, chloridu draselného a chloridu amonného v závislosti na látkové koncentraci v rozmezí 0,1 1,0 mol kg -1 respektive 0,1 1,0 mol l -1. Zjištěné hodnoty byly použity pro odhad osmolarity. Byly vyjádřeny molální osmotické koeficienty rozpuštěných látek v molálních roztocích. Hodnoty se snižují se stoupající koncentrací. Odhad aktuální osmolarity vyžaduje znalost hustoty roztoku a parciálního specifického objemu rozpuštěné látky. Nebyly zjištěny rozdíly při jeho odvození z molární nebo molální koncentrace roztoku. Závěrem mohly být pro odhad aktuální osmolarity doporučeny průměrné hodnoty parciálního specifického objemu. Ze studovaných metod převodu experimentálně zjištěné osmolality na osmolaritu poskytovala u všech látek nejpřesnější výsledky rovnice (11). Pro izotonické koncentrace roztoků chloridu sodného, draselného a amonného je možné rozdíly mezi osmolalitou a osmolaritou zanedbat. U koncentrovanějších roztoků mohou odchylky představovat riziko pro pacienta. Závěrem je možné doporučit označení parenterálních roztoků hustotou a měřenou osmolalitou. 6

3. Abstract Charles University in Prague, Faculty of Pharmacy in Hradec Králové Department of Candidate Consultant Title of Thesis Pharmaceutical Technology Jitka Novotná Doc. PharmDr. Zdeňka Šklubalová, Ph.D. Osmotic concentracion of parenteral preparations. Electrolytes. Concentration of the dissolved substances in parenteral solutions, which is involved in osmotic pressure of the preparation, is expressed as osmolarity (mosmol l -1 ). This better complies to practical application and relates to molar concentration (mol l -1 ). However, osmolarity cannot be measured, while osmolality (mosmol kg -1 ) can. In this work, density at 20 C and osmolality of aqueous solutions of sodium chloride, potassium chloride and ammonium chloride with molal concentration in a range 0,1-1,0 mol kg -1 and/or molar concentration in a range 0,1-1,0 mol l -1, respectively, were measured. The experimental data were used to estimate osmolarity. Molal osmotic factors of the dissolved solutes in molal solutions were expressed. The values decreased when the concentration increased. Estimation of the actual osmolarity requires knowledge of the solutions density and the partial molal volume of the dissolved solute. No differences were observed when derived it from molal and/or molar solution concentration. Therefore, the average values of partial molal volume would be recommended for estimation of the actual osmolarity. Out of studied methods of conversion of the experimentally obtained osmolality to osmolarity, the equation (11) provides the most exact results for all investigated solutes. At isotonic concentrations of the solution of sodium chloride, potassium chloride and amonium chloride, the differences between osmolality and osmolarity can be neglected. At the high concentration solution, the differences might lead to danger for a patient. In conclusion, it could be recommended labeling of parenteral solutions with the solution density and the measured osmolality. 7

4. Zadání rigorózní práce Pracovním úkolem rigorózní práce je zpracovat literární rešerši zaměřenou na vlastnosti parenterálních přípravků s ohledem na jejich osmotické vlastnosti. Úkolem v experimentální části je měření osmolality vodných roztoků tří parenterálních látek: chloridu sodného, chloridu draselného a chloridu amonného s molální koncentrací v rozsahu od 0,1 do 1,0 mol kg -1 a s molární koncentrací v rozsahu od 0,1 do 1,0 mol l -1 a měření hustoty těchto roztoků při 20ºC. Naměřené hodnoty budou použity pro odhady osmolarity. Cílem práce je vyjádřit přesnost odhadu osmolarity k naměřené osmolalitě a poukázat na to, že je nezbytné uvádět způsob odhadu, kterým byla osmolarita určena. To je důležité, aby nedocházelo k nejasnostem o skutečné koncentraci roztoku, které mohou ohrozit zdraví pacienta. 8

5. Úvod V této práci se zabývám problematikou parenterálních přípravků zvláště vodných roztoků, především z hlediska jejich osmotických vlastností. Osmotické vlastnosti určují použití a terapeutické možnosti přípravku. Do jisté míry jsou i charakteristikou přípravku. Osmotický efekt parenterálních přípravků může být přímo použit k terapeutickým zásahům. Základními veličinami zde jsou osmolalita a osmolarita. Osmolalita se vztahuje k molální koncentraci a její základní jednotkou je osmol kg -1. Osmolalitu je možné změřit. Osmolarita se vztahuje k molární koncentraci. Její jednotkou je osmol l -1. Osmolaritu není možné změřit, je proto odhadována z naměřené hodnoty osmolality. Existuje několik metod pro odhad osmolarity. Různými metodami se získají různé hodnoty s rozdílnou přesností. Osmolarita se může od měřené osmolality výrazně odlišovat. Rozdíl je patrnější u koncentrovaných roztoků. Je proto velmi důležité, ačkoli se tak velmi často neděje, je rozlišovat. Jejich záměna nebo špatné označení parenterálního přípravku může mít negativní vliv na zdravotní stav pacienta. Vnitřní prostředí organismu se vyznačuje vlastní charakteristickou osmolalitou (osmolaritou). Osmotická koncentrace je v organismu konstantní. Její stálé hodnoty zajišťuje homeostáza. Aplikací parenterálního roztoku, který má osmotickou koncentraci příliš odlišnou od osmotické koncentrace tělních tekutin, dojde k poškození vnitřního prostředí organismu. Parenterální přípravky jsou často jedinou nebo dokonce poslední možností, která vede k uzdravení pacienta. Je proto důležité jim věnovat patřičnou pozornost. 9

6. Teoretická část 6.1. Parenterální přípravky Parenterální přípravky patří mezi sterilní lékové formy, které jsou aplikovány intravenózně, subkutánně, intramuskulárně, intraarteriálně, intratekálně a intraperitoneálně. Pokud mají požadované fyzikální vlastnosti, je možné je aplikovat do krevního řečiště a tkání. K nejdůležitějším vlastnostem patří tonicita vodných roztoků. Tonicitu je možné přímo využít k terapeutickému ovlivnění zdravotního stavu pacienta. 1 Avšak pokud je aplikován roztok příliš odlišný od hodnot fyziologických, dojde k poškození organismu. Parenterální přípravky jsou injikovány nebo implantovány za účelem dosažení místního efektu nebo k rychlé úpravě vodní a elektrolytové nerovnováhy. Jsou výhodné pro podání léčiv, které z důvodu vlastní dráždivosti nebo nestability nemohou být podány orálně. Dále se používají jako nosiče léčiv a k cílené distribuci léčivých látek. 2 6.2. Koligativní vlastnosti Roztok se od čistého rozpouštědla odlišuje fyzikálními vlastnostmi, které se označují jako koligativní. Závisí na celkovém počtu částic rozpuštěné látky obsažených v roztoku. Rozpuštěná látka způsobí zvýšení osmotického tlaku, snížení tlaku páry, zvýšení bodu varu a snížení bodu tuhnutí roztoku. 1 Osmolalita se vztahuje k celkovému počtu částic, proto je možné ji určit ze změny některé koligativní vlastnosti. Nejčastěji se využívá snížení teploty tuhnutí ΔT f, které lze pro výpočet vyjádřit jako: 3 Tf T T (1) kde Tº je teplota tuhnutí čistého rozpouštědla a T je teplota začátku tuhnutí roztoku, kdy se v roztoku objeví první krystalky rozpouštědla. 3 Pro roztoky elektrolytů platí:,4, 5 T f i m Kk (2) 10

kde i je van t Hoffův korekční faktor, m je molální koncentrace roztoku a K k je kryoskopická konstanta rozpouštědla. Její hodnota pro vodu je 1,860 K kg mol -1. 6 Snížení teploty tuhnutí pro roztoky izotonické s krevní plazmou je -0,52 C. 4 Obr. 1: Princip osmometrie 7 V osmometru nejprve dojde k podchlazení pod bod tuhnutí. Vzorek je umístěn uvnitř chladicí kapaliny nebo chladicí pevné fáze. 1 Voda může být podchlazena v rozmezí -5ºC až -8ºC aniž by došlo ke krystalizaci. 7 Když je dosaženo požadované teploty, dojde vibracemi k indukci krystalizace a teplota samovolně vystoupá k bodu mrazu 0ºC. Roztok má teplotu bodu tuhnutí pod bodem mrazu. Když je vzorek podchlazený, prudkým mícháním dojde ke krystalizaci. Následně teplota vzroste podle zbytkového tepla krystalizace. 1 Termistor zaznamenává změny teploty. Výpočet osmolality je umožněn porovnáním se standardy. U osmometru DL Knauer je na displeji přímo zobrazena hodnota osmolality v miliosmol kg -1. Snížení tlaku páry ideálního roztoku charakterizuje Raoltův zákon, který vyjadřuje závislost tlaku syté páry nad kapalným roztokem na množství rozpuštěné pevné nesublimující látky. Zvýšení teploty varu souvisí se snížením tlaku páry. Teplota varu je dosažena, když se tlak páry vyrovná s tlakem okolního prostředí. Přidání látky způsobí 11

snížení tlaku páry, proto pro opětovné dosažení rovnováhy musí být zvýšena teplota. 8 Osmotický tlak π je síla, kterou vykonají molekuly rozpuštěné látky v roztoku, při kontaktu se semipermeabilní membránou, ve snaze zabránit průniku rozpouštědla po směru osmotického gradientu. 9 jednosložkových vodných roztoků vyjadřuje van t Hoffova rovnice: 6 Osmotický tlak i c R T (3) kde c je molární koncentrace (mol l -1 ), R je molární plynová konstanta (8,31441 J kg -1 mol -1 ) a T (K) je absolutní teplota. Pro reálné vícesložkové roztoky platí: 10 ( hm R T / 1000) n m (4) kde h m je hustota roztoku, n je celkový počet iontů v roztoku, m je molální koncentrace a Ф je molální osmotický koeficient. 6.3. Osmolalita Osmolalita m os patří mezi základní fyzikální veličiny, které charakterizují roztoky. Osmolalita je definována jako množství částic rozpuštěných v jednom kilogramu rozpouštědla, které vyvolá stejný osmotický efekt jako dokonale neionizované částice o molekulové hmotnosti rovné jedné, které jsou 11, 12 rozpuštěné v jednom kilogramu rozpouštědla. Teoretickou osmolalitu je možno určit ze součinu počtu částic n, molality m a 13, 14 molálního osmotického koeficientu Ф: n m mos (5) n je celkový počet iontů obsažených v roztoku nebo vytvořených solvolýzou z jedné molekuly rozpuštěné látky, pokud není roztok ionizován n = 1. 14 Počet částic závisí na stupni disociace. Ve skutečnosti disociace sloučenin ve vodných roztocích není kompletní, protože mezi částicemi dochází ke vzájemným interakcím. Proto se k vyjádření odlišnosti od ideálního chování roztoků používá molální osmotický koeficient Ф. 1 koeficient je nepřímo úměrný koncentraci iontů v roztoku. Molální osmotický 12

Jednotkou osmolality je osmol kg -1 (mosmol kg -1 ). Osmol je jednotka, která zahrnuje počet molů nebo jiných částic podílejících se na osmotickém tlaku. Roztok chloridu sodného o koncentraci 1 mol l -1 poskytne 2 osmol l -1. Chlorid sodný je ve vodném roztoku disociován na sodné a chloridové ionty, které se stejnou měrou podílejí na osmotickém tlaku. Osmolalita není závislá na teplotě. Je možné ji určit prostřednictvím některé z koligativních vlastností roztoku. Osmolalita se nejčastěji stanoví změřením teploty tuhnutí ΔT f roztoku: 13 Tf m os (6) 1,86 ΔT f je kryoskopická konstanta neboli snížení teploty tuhnutí (K kg -1 ); 1,860 (K kg -1 ) mol -1 je molální kryoskopická konstanta K k pro vodu. Tento vztah platí dobře pro zředěné roztoky neelektrolytů (např. glukózy, galaktózy, močoviny ). Pro roztoky elektrolytů se tento vztah musí upravit pomocí van t Hoffova koeficientu i, který bere v úvahu jejich ionizaci i meziiontové interakce: 5 Tf i 1, 86 mos (7) Korekční koeficient i se odvozuje od počtu iontů, na které se molekula elektrolytu disociuje. Teoretická hodnota i je například pro velmi zředěné roztoky chloridu sodného nebo draselného rovna dvěma, uhličitanu sodného třem. Ve skutečnosti je hodnota nižší, protože částice na sebe vzájemně působí. Čím bude roztok koncentrovanější, tím bude docházet k výraznějším interakcím, proto i hodnota koeficientu i bude nižší. Například pro 0,01 molální roztoky jsou hodnoty i pro chlorid amonný 1,92 a pro síran draselný 2,7. 5 Osmometrie je metoda používaná ke zjištění snížení teploty tuhnutí ΔT f roztoku, a tím i jeho osmolality. Přístroj, který se používá ke zjištění změny této koligativní vlastnosti, se nazývá osmometr. Osmometr se skládá ze zařízení pro chlazení nádoby na měření; mechanismu na míchání vzorku; systému pro měření teploty, obsahující termistor a běžné ampérmetry nebo voltmetry. Součástí je samozřejmě stupnice, která umožňuje odečíst snížení teploty tuhnutí nebo přímo osmolalitu. 14 13

Součin van t Hoffova korekčního faktoru a kryoskopické konstanty vody se označuje jako L-faktor: 6 L i Kk (8) Pro molární roztoky, které jsou izotonické s krevní plazmou pro snížení teploty tuhnutí platí: 6 Tf Liso c (9) Průměrná L iso -hodnota (K l mol -1 ) charakterizuje chemickou sloučeninu podle způsobu její disociace ve vodném roztoku. Pro různé typy elektrolytů jsou hodnoty tabelovány a pro stejný typ elektrolytů jsou totožné. Např. pro bi-bivalentní elektrolyty (síran hořečnatý) je L iso -hodnota rovna 2,0; pro mono-monovalentní (chlorid sodný) je 3,4; mono-bivalentní (síran sodný) je 4,3. 6 L iso hodnoty se využívají pro izotonizaci vodných roztoků. Tato metoda je vhodná, i pokud není pro danou látku známa hodnota snížení teploty tuhnutí nebo hodnota ekvivalentního množství chloridu sodného. 4 6.4. Osmolarita Osmolarita c os vyjadřuje počet osmoticky aktivních částic v jednom litru roztoku. Její jednotkou je osmol l -1 (mosmol l -1 ). Osmolarita je na rozdíl od osmolality závislá na teplotě. Osmolarita se vztahuje k molární koncentraci. Pro roztoky neelektrolytů platí, že jedno molární a jedno osmolární roztoky jsou identické. 9 Osmolalita a osmolarita jsou často zaměňované pojmy, což může být nebezpečné hlavně u koncentrovaných roztoků. Jedno osmolární roztok je vždy více koncentrovaný než jedno osmolální roztok. 9 Koncentrace jsou rozdílné kvůli odlišným objemům roztoků. 6.5. Odhad osmolarity Osmolarita je veličina, kterou není možné získat fyzikálním měřením. Její určení je možné několika způsoby, obvykle z experimentálně naměřených hodnot osmolality. Osmolarita vyjadřuje množství osmolů v litru roztoku. 14

Osmolární koncentrace, která je někdy označovaná jako teoretická, se vypočítá pomocí molární koncentrace :13, 9 c os c n (10) kde c je molární koncentrace, n představuje počet částic jednoho molu rozpuštěné látky v rozpouštědle, pro roztoky neelektrolytů roven jedné, pro silné elektrolyty platí, že je roven počtu iontů, na které se molekula disociuje. Tento vztah nebere v úvahu jevy, jako jsou solvatace a meziiontové interakce. 9 Předpokládá ideální chování roztoku s kompletní nebo žádnou disociací, žádné meziiontové interakce a solvataci rozpuštěných látek. U této metody se vyskytuje největší odchylka, která u koncentrovanějších nebo složitějších 5, 12 roztoků může dosahovat dvaceti i více procent. Další metody odhadu osmolarity využívají naměřené hodnoty osmolality, hustoty nebo parciálního specifického objemu. Metoda využívající k odhadu osmolarity parciální specifický objem je vhodná pro jednoduché vodné roztoky: 13 1000 mos cos (11) 1000 Mo Vg h kde M o je hmotnost látky (g); V g je parciální specifický objem (ml g -1 ), který vyjadřuje změnu objemu roztoku po přidání jednoho gramu látky. 13 Tento objem se vypočítá z rozdílu hustot roztoku před a po přidání dané látky. Postup výpočtu se liší pro molální a molární roztoky. Tyto rozdíly jsou popsány v experimentální části. Parciální specifický objem je velmi malý, například pro soli se pohybuje kolem 0,1 ml g -1 a pro aminokyseliny se nachází v rozmezí 0,6-0,9 ml g -1. 13 Tato metoda je poměrně přesná, ale je obtížné ji aplikovat u složitějších roztoků. Odhad osmolarity z koncentrace vody představuje poměrně jednoduchou 5, 12 metodu, která je aplikovatelná pro všechny typy vodných roztoků: cos m os ( h Mo) (12) kde m os je osmolalita, h (g ml -1 ) je hustota (dostupná z literatury nebo experimentálně určená) a M o (g) je navážka látky. Rozdíl hustoty roztoku a 15

hmotnosti rozpuštěných částic v podstatě vyjadřuje obsah (koncentraci) vody přítomné v roztoku. 12 U koncentrovaných roztoků je rozdíl mezi osmolalitou a osmolaritou výraznější, proto je nelze jednoduše zaměnit. Z tohoto důvodu byl kvůli konverzi osmolality na osmolaritu zaveden konverzní faktor f. Je definován jako poměr mezi osmolaritou a osmolalitou, stejně tak jako rozdíl mezi hustotou roztoku h (g ml -1 ) a hmotností rozpuštěné látky M o (g). 15 f cos m os h M o Osmolaritu lze vyjádřit úpravou předcházejícího vztahu: 15 (13) c os mos f (14) Konverzní faktor lze vyjádřit rovněž za pomoci hustoty vody při 25ºC, tj. 0,99707 kg l -1 a parciálního specifického objemu V g (ml g -1 ) látky: 15 f hv ( 1 Vg) (15) Tato metoda je poměrně přesná a je vhodná pro aplikaci na všechny typy parenterálních roztoků. Pomocí těchto metod získáme pro totožné roztoky rozdílné hodnoty osmolarity. Čím je roztok koncentrovanější, tím se hodnoty osmolarity více odlišují. Nejmenší odchylky vykazují roztoky neelektrolytů. Pro 0,9% roztok chloridu sodného byly zjištěny tyto hodnoty: teoretická osmolarita - osmolarita je 308 mosmol l -1 ; za pomoci vztahu zahrnujícího koncentraci vody (naměřená osmolalita je 292,7 mosm kg -1 ) - osmolarita je 291,4 mosmol l -1 ; a metoda s parciálním specifickým objemem (naměřená osmolalita je 286 mosm kg -1 ) - 280 mosmol l -1. 9 6.6. Vnitřní prostředí a osmolalita Největší část (50-60%) 16 vnitřního prostředí organismu tvoří celková tělesná voda. Její objem závisí na pohlaví a mění se spolu s věkem. Celková tělesná voda se skládá z intercelulární a extracelulární tekutiny. Obě složky nejsou zastoupeny ve stejném poměru. V organismu převládá intracelulární tekutina (ICT), která tvoří 40% tělesné hmotnosti. U žen je ICT zastoupena v menší 16

míře. Obvykle se udává 35-37% tělesné hmotnosti. Extracelulární tekutina (ECT) zaujímá přibližně 20% tělesné hmotnosti. Z toho připadá asi 5% hmotnosti na plazmatickou a 15% na intersticiální tekutinu. 16 Zastoupení jednotlivých iontů se rovněž odlišuje podle typu tekutiny. V intracelulární tekutině je hlavním kationtem draselný ion. V intracelulární tekutině je draselný kationt přítomen v koncentraci 140-160 mmol l -1 a sodíkový aniont 10-14 mmol l -1. 16 V extracelulární tekutině je dominantní sodíkový anion. 16 6.7. Využití osmotických vlastností roztoků Osmotické vlastnosti některých látek se využívají ve farmacii přímo k terapeutickým a nutričním účelům. Při léčbě mozkového edému se nitrožilně aplikuje mannitol, který odstraní z mozku přebytečnou kapalinu. 1 Infuze roztoku glukózy slouží k pokrytí energetických potřeb a doplnění vody v organismu. Používají se roztoky o čtyřech koncentracích glukózy, přičemž izoosmotický s krevní plazmou je 5%. Tento se používá k doplnění tekutin. Hypertonické roztoky glukózy slouží k doplnění tekutin, úpravě hypoglykémie, osmoterapii edému plic, nitrolební hypertenze a eklampsie. 17 Dekompenzace hladiny glykémie může vyústit až v hyperosmolaritu plasmy. Po určité době se objeví hyperglykémie, glykosurie, a s tím i osmoticky způsobené ztráty tekutin. Snížený obsah tekutin v mozku může vyústit v kóma. U parenterálních nutričních roztoků s vysokým osmotickým efektem se při aplikaci využívá pomalá kapénková infuze do centrálního řečiště, která umožní její rychlé naředění a zabrání vzniku tromboflebitidy. 1 Osmolální okno je jev, kdy se hodnota naměřené osmolality liší od vypočítané o více než dvě jednotky. 1 Tuto změnu v osmolalitě mohou způsobit endogenní i exogenní látky. Ketolátky patří mezi endogenní látky, které mohou způsobit osmolální okno. Nadměrná produkce ketolátek je spojena s diabetickou nebo alkoholickou ketoacidózou případně s renálním selháním. Ethanol, methanol, ethylenglykol, aceton a mannitol jsou některé příklady exogenních látek. Tyto substance nemají žádný efekt na tonicitu, tj. na fyziologický proces závislý na 17

charakteristikách membrány, ale způsobí zvýšení naměřené osmolality. 1 Výskyt osmolálního okna lze využít v toxikologii k prokázání přítomnosti těchto látek v plazmě. Pro jejich přesnější určení je nutné další stanovení vhodnou analytickou metodou. Osmolalita moči u zdravého člověka v závislosti na hydrataci kolísá od 50 do 1400 mosmol kg -1. Proto je pro interpretaci výsledků potřeba změřit i osmolalitu krevní plazmy. 1 Diabetes insipidus je onemocnění s velmi nízkou osmolalitou moči. Pro potvrzení diagnózy a určení příčiny onemocnění se používá vodní deprivační test a infuze hypertonického roztoku soli. Opačným typem onemocnění je syndrom nepřiměřené sekrece ADH (SIADH). 1 Diagnostika cystické fibrózy spočívá mimo jiné ve stanovení osmolality potu. Pacienti s cystickou fibrózou mají vyšší koncentraci sodíku a chloridu v potu než je obvyklé. 1 Toto vyšetření je rychlé a je zapotřebí pouze malého objemu vzorku, proto se s oblibou používá u malých dětí. 6.8. Roztoky elektrolytů Mezi nejpoužívanější elektrolyty v parenterálních roztocích patří chlorid sodný. Jeho vodné roztoky tvoří základ pro izotonické roztoky. Tyto roztoky se používají pro přípravu izotonických roztoků jiných látek nebo jako vehikula pro podávání léčivých látek. Izotonický roztok, který obsahuje 0,9% roztok chloridu sodného ve vodě, obsahuje 154 mmol l -1 sodných kationtů a 154 mmol l -1 chloridových aniontů. Používá se pro doplnění objemu tělesných tekutin, pro korekci lehké metabolické alkalózy a hyponatrémie. 18 Sodík je hlavním extracelulárním kationtem ve vnitřním prostředí organismu a podílí se na regulaci objemu vody. Přibližná koncentrace sodíku v extracelulární tekutině je 140 mmol l -1. 18 Současný nedostatek chloridu sodného a vody způsobí zmenšení extracelulárního prostoru, což se označuje jako izotonická dehydratace. 19 Nadbytek chloridu sodného vede k většímu zadržování vody, úpravě plazmatického objemu a i ke zvětšení extracelulárního 18

objemu. Hyperhydratace, podle prostoru který je zvětšen, způsobí zvýšení krevního tlaku, tvorbu edémů nebo edém mozku. 19 Draselný iont je hlavní intracelulární kationt. Koncentrace draselného kationtu je v intracelulární tekutině přibližně 140-160 mmol l -1, což je v celkovém objemu intracelulární tekutiny asi o 15% více než koncentrace sodného kationtu v extracelulární kapalině. 16 Poruchy hospodaření s draslíkem mají za následek zvýšení draselných iontů v krvi - hyperkalemii nebo nedostatek draselných iontů v krvi - hypokalemie. Poruchy mohou nastat z vnějších příčin - porucha příjmu, vstřebávání, vylučování, nebo přesuny mezi intra- a extracelulární tekutinou. Hypokalemie může nastat po sníženém přísunu draslíku v potravě, dlouhodobém zvracení, průjmech, anorexii, při podávání alkalických látek u nemocných s acidózou. Hypokalemie snižuje dráždivost nervových buněk, hladké i příčně pruhované svaloviny a snižuje výdej některých hormonů, především inzulinu a aldosteronu. 19 Vodný roztok chloridu draselného (7,45%) se aplikuje nitrožilní kapénkovou infuzí k terapii nebo prevenci hypokalemie. 20 Chlorid draselný je součást mnoha parenterálních roztoků, které slouží k izotonické rehydrataci nebo jako vehikulum pro podávání léčiv. Kontraindikací je vždy hyperkalemie. Hyperkalemie zvyšuje dráždivost nervového systému a hladké svaloviny, zvyšuje sekreci hormonů. Intravenózní aplikace chloridu amonného se používá k terapii závažné metabolické alkalózy. Tato léčba je efektivní, pouze pokud má pacient zachovalou funkci jater a ledvin. 21 Roztoky elektrolytů se mohou použít samostatně, ale častější je jejich použití ve směsích o různé koncentraci. Podle koncentrace iontů se rozlišují roztoky izoiontové, hypoiontové a hyperiontové. 3 Izoiontové (polyiontové) roztoky se svým složením nejvíce přibližují extracelulární tekutině. Jsou v nich zastoupeny ionty sodné, chloridové, draselné, vápenaté, hořečnaté, mléčnanové atd. Zástupci polyiontových roztoků jsou Hartmannův a Ringerův infuzní roztok. Pro svoje acidifikující vlastnosti se používají ke korekci metabolické 19

alkalózy. Jejich hlavní indikací je izotonická dehydratace. Hypoiontové roztoky slouží k zavodnění organismu, pokud nedošlo ke ztrátám elektrolytů. Hyperiontové roztoky obsahují vyšší koncentrace iontů, než je přítomna v extracelulární tekutině. Darrowův roztok nahrazuje ztráty draselných iontů. 20

7. Praktická část 7.1. Přístrojové vybavení Automatický semi-mikro osmometr DL, Knauer, Německo Hustoměr DMA 4500 M, Anton Paar GmbH, Rakousko Analyzátor vlhkosti Sartorius MA30, Sartorius AG, Německo, d = 1 mg Váhy Kern ABJ 120-4M, d = 0,1 mg, Kern & Sohn GmbH, Německo Váhy Acculab ATL-4202-V, d = 0,01 g, Sartorius, Německo Mikropipeta Eppendorf 20-200 μl, Eppendorf AG, Německo 7.2. Použité suroviny Ultračistá voda - Farmaceutická fakulta Univerzity Karlovy v Hradci Králové Natrii chloridum, Dr. Kulich Pharma, s.r.o., ČL 2002 Kalii chloridum, Dr. Kulich Pharma, s.r.o., ČL 2002 Ammonii chloridum, Dr. Kulich Pharma, s.r.o., ČL 1997 Všechny použité látky vyhovovaly požadavkům lékopisu, měly atest bakteriální nezávadnosti i jakosti a byly vhodné pro přípravu parenterálních přípravků. 7.3. Postup práce 7.3.1. Příprava roztoků Roztoky jsem připravovala v molální (mol kg -1 ) a molární (mol l -1 ) látkové koncentraci. Rozsah koncentrací připravených roztoků byl 0,1-1,0. Navážku látky pro přípravu roztoku o příslušné molální nebo molární koncentraci jsem vypočítala vynásobením molekulové hmotnosti látky M w a požadované koncentrace roztoku. Molekulová hmotnost chloridu sodného je 58,44 g mol -1, chloridu draselného je 74,55 g mol -1 a chloridu amonného je 53,49 g mol -1. Molární roztoky jsem připravovala tak, že jsem navážku rozpustila v kádince v části čištěné vody 20ºC teplé. Koncentrovaný roztok jsem kvantitativně 21

přenesla do odměrné baňky a doplnila vodou vytemperovanou na 20ºC po značku a důkladně promíchala. Molální roztoky jsem připravila tak, že jsem navážila 1,0 kg čištěné vody a potřebné množství látky s přesností na 0,1 mg. V části vody jsem navážku rozpustila a následně vše kvantitativně převedla do odměrné baňky. Roztoky jsem uchovávala v temnu v dobře uzavřených zásobních nádobách nejdéle po dobu 24 hodin. Připravené roztoky jsem použila pro měření hustoty a osmolality. 7.3.2. Měření hustoty Hustotu jsem měřila na automatickém hustoměru DM 4500 Anton Paar. Po nastavení počátečních parametrů přístroje (hustota vody a vzduchu při daném atmosférickém tlaku) jsem nastavila teplotu v měřící cele na 20ºC. Celu jsem propláchla měřeným vzorkem a poté naplnila cca 1 ml vzorku tak, aby cela neobsahovala žádné vzduchové bublinky nebo nečistoty. Po stanovení hustoty jsem vstříkla další vzorek. Měření hustoty jsem pro každý vzorek opakovala pětkrát. Průměrné hodnoty hustoty jsou uvedeny v tabulkách 1-6. 7.3.3. Měření osmolality Měření osmolality probíhalo na automatickém semi-mikro osmometru. Před začátkem měření je nutné nastavit osmolalitu ultračisté vody (0 mosmol kg -1 ) a kalibračního roztoku o osmolalitě 400 mosmol kg -1. Tento kalibrační roztok se připraví rozpuštěním 12,687 gramů chloridu sodného v 1,0 kilogramu ultračisté vody. 13,14 Měření jsem realizovala v souladu s doporučením lékopisu. 13,14 Před vlastním měřením je nutné ověřit přesnost přístroje pomocí kalibračních roztoků chloridu sodného o různých koncentracích, odpovídajících osmolalitě 100, 200, 300, 400, 500, 600 a 700 mosmol kg -1. 13,14 Pro přepočet naměřených hodnot (y) na skutečné hodnoty (x, mosmol kg -1 ) jsem použila kalibrační přímku: y = 0,988214 x + 1,5 (16) 22

Vlastní měření probíhalo tak, že jsem do zkumavky automatickou mikropipetou aplikovala 0,15 ml vzorku a změřila osmolalitu (mosmol kg -1 ). Měření pro každý vzorek jsem pětkrát zopakovala. Při výměně vzorku jsem opatrně ultračistou vodou opláchla termistor i zkumavku a vše osušila bavlněnou látkou neuvolňující vlákna. Průměrné hodnoty osmolality jsou pro chlorid sodný, draselný a amonný v molární a molální koncentraci v rozsahu 0,1-1,0 mol l -1 (mol kg -1 ) uvedeny v tab. 1 až 6. Vliv látkové koncentrace na osmolalitu je pro jednotlivé látky znázorněn na obr. 1-3. Experimentálně získané hodnoty osmolality byly využity pro odhad osmolarity molálních a molárních roztoků zkoumaných látek v koncentraci 0,1-1,0 mol kg -1 (mol l -1 ). Výsledky pro jednotlivé látky jsou shrnuty v tab. 7-12. 7.3.4. Odhad osmolality Teoretická osmolalita se stanoví ze součinu počtu částic n, molální koncentrace m a molálního osmotického koeficientu Ф podle rovnice (5). Pokud je známa koncentrace molární, je možno určit teoretickou osmolalitu, po převodu molarity na molalitu. 13 K převodu je nutné určit konverzní faktor f. Faktor f se stanoví z rozdílu hustoty roztoku a navážky. Faktor f a výsledky převodu koncentrací jsou uvedeny v tab. 1-3. 7.3.5. Odhad osmolarity Výsledky měření hustoty a osmolality jsem využila k odhadu osmolarity roztoků. Potřebná data pro odhad osmolarity molárních roztoků jsou uvedena v tab. 1-3 a pro molální roztoky v tab. 4-6. Teoretická osmolarita se určí pomocí rovnice (10). Odhad osmolarity molárního roztoku je možné provést přímo. 23

Odhad osmolarity molálního roztoku vyžaduje převod molální koncentrace na koncentraci molární. Pro převod molality na molaritu je potřeba znát objem, hmotnost a hustotu roztoku. Objem molálního roztoku V (l) určíme z podílu hmotnosti roztoku M (kg) a jeho hustoty h (kg l -1 ): 22 M V (17) h Molární koncentraci následně zjistíme z podílu molality m (mol kg -1 ) a objemu roztoku V: 6 m c (18) V Aktuální osmolarita se určí pomocí vztahu číslo (11). Pro využití tohoto vztahu je nutné určit parciální specifický objem V g, který vyjadřuje změnu objemu roztoku, která nastane po přidání jednoho gramu látky. 13 Parciální specifický objem lze určit z rozdílu hustoty roztoku před a po přidání jednoho gramu látky. Jeho stanovení se odlišuje pro molální a molární roztoky. Objem vody v molálním roztoku vyjádříme ze vztahu: Mr V v (19) hm kde Mr je hmotnost roztoku a h m (g ml -3 ) je jeho hustota. Z podílu navážky vody, tj. 1,0 kg, a hustoty vody při 20ºC (0,9982 g ml -3 ) 23 určíme objem vody v molálním roztoku. Objem vody v každém molálním roztoku je tedy vždy 1,0018 litru. Objem roztoku získáme z následujícího vztahu: Mr 1 Mo 1 ( Mw m) Vr (20) hm hm hm kde M o je hmotnost látky obsažené v roztoku, M w je molekulová hmotnost látky, m je molální koncentrace, h m je hustota molálního roztoku při 20 C a jednička je hmotnost vody v kilogramech. Z rozdílu objemu roztoku V r a vody V v vyjádříme objem látky V o (l). 24

Parciální specifický objem V g molálního roztoku tedy vyjádříme z podílu objemu V o a hmotnosti obsažené látky M o : 1 ( Mw m) 1,0018 hm Vg (21) Mo Při stanovení parciálního specifického objemu molárních roztoků se vychází ze skutečnosti, že jejich celkový objem je vždy jeden litr. Množství vody v mililitrech, které roztok obsahuje, se určí podle vztahu: hc ( Mw c) Vv (22) 0,9982 kde h c je hustota molárního roztoku, M w je molekulová hmotnost látky, c je molární koncentrace roztoku a 0,9982 je hustota vody. Parciální specifický objem molárního roztoku se následně získá z podílu objemu a hmotnosti obsažené látky: Vr Vv Vg (23) Mw c Odhad osmolarity z koncentrace vody Další metoda odhadu osmolarity podle rovnice (12) využívá naměřené hodnoty osmolality a koncentraci vody v roztoku. 7.4. Vyhodnocení výsledků Výsledky byly zpracovány programem Microsoft Excel 2010 a pomocí kalkulačky Texas Instruments Voyage 2000. 25

8. Výsledky Tab. 1: Vlastnosti molárních roztoků chloridu sodného c (mol l -1 ) M o (g) h c (g ml -1 ) M r (g) f m (mol kg -1 ) V v (ml) m os (mosmol kg -1 ) 0,1 5,844 1,00239 1002,39 0,997 0,100 998,35 186 0,2 11,688 1,00652 1006,52 0,995 0,201 996,63 367 0,3 17,532 1,01062 1010,62 0,993 0,302 994,88 554 0,4 23,376 1,01467 1014,67 0,991 0,404 993,08 738 0,5 29,220 1,01874 1018,74 0,990 0,505 991,30 911 0,6 35,064 1,02275 1022,75 0,988 0,607 989,47 1087 0,7 40,908 1,02676 1026,76 0,986 0,710 987,63 1269 0,8 46,752 1,03075 1030,75 0,984 0,813 985,77 1435 0,9 52,596 1,03472 1034,72 0,982 0,916 983,90 1598 1,0 58,440 1,03863 1038,63 0,980 1,020 981,95 1781 Tab. 2: Vlastnosti molárních roztoků chloridu draselného c (mol l -1 ) M o (g) h c (g ml -1 ) M r (g) f m (mol kg -1 ) V v (ml) m os (mosmol kg -1 ) 0,1 7,455 1,00297 1002,97 0,996 0,100 997,31 187 0,2 14,910 1,00766 1007,66 0,993 0,201 994,54 370 0,3 22,365 1,01235 1012,35 0,990 0,303 991,77 546 0,4 29,820 1,01699 1016,99 0,987 0,405 988,95 718 0,5 37,275 1,02159 1021,59 0,984 0,508 986,09 893 0,6 44,730 1,02617 1026,17 0,981 0,611 983,21 1067 0,7 52,185 1,03075 1030,75 0,979 0,715 980,33 1238 0,8 59,640 1,03528 1035,28 0,976 0,820 977,40 1390 0,9 67,095 1,03980 1039,80 0,973 0,925 974,46 1588 1,0 74,550 1,04431 1044,31 0,970 1,031 971,51 1754 26

Tab. 3: Vlastnosti molárních roztoků chloridu amonného c (mol l -1 ) M o (g) h c (g ml -1 ) M r (g) f m (mol kg -1 ) V v (ml) m os (mosmol kg -1 ) 0,1 5,349 0,99997 999,97 0,995 0,101 996,42 185 0,2 10,698 1,00167 1001,67 0,991 0,202 992,76 366 0,3 16,047 1,00336 1003,36 0,987 0,304 989,09 544 0,4 21,396 1,00501 1005,01 0,984 0,407 985,39 723 0,5 26,745 1,00665 1006,65 0,980 0,510 981,67 899 0,6 32,094 1,00826 1008,26 0,976 0,615 977,92 1071 0,7 37,443 1,00987 1009,87 0,972 0,720 974,18 1241 0,8 42,792 1,01148 1011,48 0,969 0,826 970,44 1421 0,9 48,141 1,01304 1013,04 0,965 0,933 966,64 1599 1,0 53,490 1,01484 1014,84 0,961 1,040 963,08 1800 Tab. 4: Vlastnosti molálních roztoků chloridu sodného m (mol kg -1 ) M o (g) h m (g ml -1 ) M r (g) c (mol l -1 ) m os (mosmol kg -1 ) 0,1 5,844 1,00237 1005,844 0,100 188 0,2 11,688 1,00646 1011,688 0,199 366 0,3 17,532 1,01049 1017,532 0,298 556 0,4 23,376 1,01455 1023,376 0,397 739 0,5 29,220 1,01820 1029,220 0,495 906 0,6 35,064 1,02242 1035,064 0,593 1087 0,7 40,908 1,02624 1040,908 0,690 1266 0,8 46,752 1,03019 1046,752 0,787 1438 0,9 52,596 1,03405 1052,596 0,884 1565 1,0 58,440 1,03784 1058,440 0,981 1728 27

Tab. 5: Vlastnosti molálních roztoků chloridu draselného m (mol kg -1 ) M o (g) h m (g ml -1 ) M r (g) c (mol l -1 ) m os (mosmol kg -1 ) 0,1 7,455 1,00294 1007,455 0,100 185 0,2 14,910 1,00759 1014,910 0,199 363 0,3 22,365 1,01216 1022,365 0,297 538 0,4 29,820 1,01672 1029,820 0,395 710 0,5 37,275 1,02123 1037,275 0,492 879 0,6 44,730 1,02566 1044,730 0,589 1042 0,7 52,185 1,03006 1052,185 0,685 1213 0,8 59,640 1,03440 1059,640 0,781 1377 0,9 67,095 1,03875 1067,095 0,876 1539 1,0 74,550 1,04298 1074,550 0,971 1688 Tab. 6: Vlastnosti molálních roztoků chloridu amonného m (mol kg -1 ) M o (g) h m (g ml -1 ) M r (g) c (mol l -1 ) m os (mosmol kg -1 ) 0,1 5,349 0,99995 1005,349 0,099 184 0,2 10,698 1,00164 1010,698 0,198 364 0,3 16,047 1,00328 1016,047 0,296 537 0,4 21,396 1,00489 1021,396 0,394 710 0,5 26,745 1,00647 1026,745 0,490 880 0,6 32,094 1,00804 1032,094 0,586 1047 0,7 37,443 1,00956 1037,443 0,681 1214 0,8 42,792 1,01109 1042,792 0,776 1384 0,9 48,141 1,01255 1048,141 0,869 1535 1,0 53,490 1,01403 1053,490 0,963 1705 28

osmolalita (mosmol kg -1 ) osmolalita (mosmol kg -1 ) 2000 1500 1000 500 molalita molarita 0 0,0 0,2 0,4 0,6 0,8 1,0 látková koncentrace Obr. 1: Vliv látkové koncentrace chloridu sodného na osmolalitu 2000 1500 1000 500 molalita molarita 0 0,0 0,2 0,4 0,6 0,8 1,0 látková koncentrace Obr. 2: Vliv látkové koncentrace chloridu draselného na osmolalitu 29

osmolalita (mosmol kg -1 ) 2000 1500 1000 500 molalita molarita 0 0,0 0,2 0,4 0,6 0,8 1,0 látková koncentrace Obr. 3: Vliv látkové koncentrace chloridu amonného na osmolalitu 30

Tab. 7: Parciální specifický objem studovaných látek v závislosti na molaritě roztoku c (mol l -1 ) V g (ml g -1 ) NaCl KCl NH 4 Cl 0,1 0,28 0,36 0,67 0,2 0,29 0,37 0,68 0,3 0,29 0,37 0,68 0,4 0,30 0,37 0,68 0,5 0,30 0,37 0,69 0,6 0,30 0,38 0,69 0,7 0,30 0,38 0,69 0,8 0,30 0,38 0,69 0,9 0,31 0,38 0,69 1,0 0,31 0,38 0,69 průměr 0,30 0,37 0,68 Tab. 8: Parciální specifický objem studovaných látek v závislosti na molalitě roztoku m (mol kg -1 ) V g (ml g -1 ) NaCl KCl NH 4 Cl 0,1 0,28 0,36 0,67 0,2 0,29 0,37 0,68 0,3 0,29 0,37 0,68 0,4 0,30 0,37 0,68 0,5 0,31 0,37 0,69 0,6 0,30 0,38 0,69 0,7 0,31 0,38 0,69 0,8 0,31 0,38 0,69 0,9 0,31 0,38 0,69 1,0 0,31 0,38 0,69 průměr 0,30 0,37 0,69 31

Obr. 4: Vliv látkové koncentrace roztoku chloridu sodného na parciální specifický objem V g (přímka ilustruje průměrnou hodnotu) Obr. 5: Vliv látkové koncentrace chloridu draselného na parciální specifický objem V g (přímka ilustruje průměrnou hodnotu) 32

Obr. 6: Vliv látkové koncentrace chloridu amonného na parciální specifický objem V g (přímka ilustruje průměrnou hodnotu) 33

Tab. 9: Odhad osmolarity pro molární roztoky chloridu sodného c (mol l -1 ) m os (mosmol kg -1 ) c os (mosmol l -1 ) rovnice 10 rovnice 11 rovnice 12 0,1 186 200 186 186 0,2 367 400 368 365 0,3 554 600 557 551 0,4 738 800 744 731 0,5 911 1000 920 901 0,6 1087 1200 1100 1074 0,7 1269 1400 1286 1251 0,8 1435 1600 1457 1412 0,9 1598 1800 1627 1570 1,0 1781 2000 1816 1746 Tab. 10: Odhad osmolarity pro molární roztoky chloridu draselného c (mol l -1 ) m os (mosmol kg -1 ) c os (mosmol l -1 ) rovnice 10 rovnice 11 rovnice 12 0,1 187 200 187 186 0,2 370 400 371 367 0,3 546 600 548 540 0,4 718 800 722 709 0,5 893 1000 900 879 0,6 1067 1200 1076 1047 0,7 1238 1400 1250 1211 0,8 1390 1600 1406 1356 0,9 1588 1800 1609 1545 1,0 1754 2000 1779 1701 34

Tab. 11: Odhad osmolarity pro molární roztoky chloridu amonného c (mol l -1 ) m os (mosmol kg -1 ) c os (mosmol l -1 ) rovnice 10 rovnice 11 rovnice 12 0,1 185 200 185 184 0,2 366 400 364 363 0,3 544 600 540 538 0,4 723 800 716 711 0,5 899 1000 889 881 0,6 1071 1200 1057 1046 0,7 1241 1400 1222 1207 0,8 1421 1600 1395 1376 0,9 1599 1800 1567 1543 1,0 1800 2000 1761 1730 35

Obr. 7: Odhad osmolarity molárních roztoků chloridu sodného Obr. 8: Odhad osmolarity molárních roztoků chloridu draselného 36

Obr. 9: Odhad osmolarity molárních roztoků chloridu amonného 37

Tab. 12: Odhad osmolarity pro molální roztoky chloridu sodného m (mol kg -1 ) m os (mosmol kg -1 ) c os (mosmol l -1 ) rovnice 10 rovnice 11 rovnice 12 0,1 188 199 188 187 0,2 366 398 367 364 0,3 556 596 559 553 0,4 739 793 745 733 0,5 906 989 914 896 0,6 1087 1185 1099 1073 0,7 1266 1380 1283 1247 0,8 1438 1575 1460 1414 0,9 1565 1768 1591 1536 1,0 1728 1961 1760 1692 Tab. 13: Odhad osmolarity pro molální roztoky chloridu draselného m (mol kg -1 ) m os (mosmol kg -1 ) c os (mosmol l -1 ) rovnice 10 rovnice 11 rovnice 12 0,1 185 199 186 185 0,2 363 397 364 361 0,3 538 594 540 532 0,4 710 790 714 701 0,5 879 985 885 864 0,6 1042 1178 1050 1022 0,7 1213 1371 1225 1186 0,8 1377 1562 1392 1343 0,9 1539 1752 1558 1496 1,0 1688 1941 1710 1635 38

Tab. 14: Odhad osmolarity pro molální roztoky chloridu amonného m (mol kg -1 ) m os (mosmol kg -1 ) c os (mosmol l -1 ) rovnice 10 rovnice 11 rovnice 12 0,1 184 199 183 183 0,2 364 396 362 360 0,3 537 592 533 530 0,4 710 787 703 698 0,5 880 980 870 862 0,6 1047 1172 1033 1022 0,7 1214 1362 1194 1180 0,8 1384 1551 1359 1340 0,9 1535 1739 1503 1480 1,0 1705 1925 1666 1638 39

Obr. 10: Odhad osmolarity molálních roztoků chloridu sodného Obr. 11: Odhad osmolarity molálních roztoků chloridu draselného 40

Obr. 12: Odhad osmolarity molálních roztoků chloridu amonného 41

Obr. 13: Závislost molálního osmotického koeficientu na molální (mol kg -1 ) a molární (mol l -1 ) koncentraci roztoku chloridu sodného Obr. 14: Závislost molálního osmotického koeficientu na molální (mol kg -1 ) a molární (mol l -1 ) koncentraci roztoku chloridu draselného 42

Obr. 15: Závislost molálního osmotického koeficientu na molální (mol kg -1 ) a molární (mol l -1 ) koncentraci roztoku chloridu amonného 43

9. Diskuze Osmotický tlak přímo ovlivňuje vnitřní prostředí organismu. Aplikací přípravku o osmotickém tlaku, příliš odlišném od osmotického tlaku krevní plazmy, dojde k poškození buněk a tkání organismu. Z těchto důvodů je nutné osmotický tlak přípravků upravovat a zajistit podle způsobu aplikace odpovídající vlastnosti přípravku. Optimální je aplikace izotonických roztoků, z terapeutických důvodů se však mohou používat i roztoky s odlišnou hodnotou. 3 Částice, které se podílejí na osmotickém tlaku, se označují jako osmoticky aktivní částice. Jejich koncentraci vyjadřuje osmotická koncentrace, tj. osmolalita nebo osmolarita. Osmolalita vyjadřuje počet osmoticky aktivních části obsažených v jednom kilogramu rozpouštědla (mosmol kg -1 ). Osmolalita přímo souvisí s molální koncentrací roztoku (mol kg -1 ) a osmotickým tlakem. Oproti tomu má osmolarita přímý vztah k molaritě (mol l -1 ). Osmolarita je definována jako množství osmoticky aktivních částic v jednom litru roztoku (mosmol l -1 ). Osmolaritu není možné získat fyzikálním měřením, kdežto osmolalitu roztoku lze určit měřením některé ze čtyř koligativních vlastností. Nejběžnější je měření na principu snížení teploty tuhnutí. Při praktickém používání infuzních roztoků se preferuje vyjádření osmotické koncentrace jako osmolarity. V této práci byla při 20ºC měřena hustota vodných roztoků tří parenterálních látek: chloridu sodného, chloridu draselného a chloridu amonného v molální a molární koncentraci v rozsahu 0,1-1,0 mol kg -1 resp. mol l -1 a jejich osmolalita. Výsledky měření jsou pro jednotlivé látky uvedeny v tab. 1-6. Experimentálně zjištěné hodnoty byly použity pro vzájemné převody látkové koncentrace a pro odhad osmolarity roztoků. Roztoky s molální koncentrací se připravují snáze než roztoky s koncentrací molární. U molárních roztoků je z důvodu teplotní roztažnosti kapalin nutná temperace rozpouštědla na 20 C. Molární koncentrace roztoků se však 44

vztahuje k přípravě a označení infuzních přípravků. Pro vzájemný převod látkových koncentrací a odhady osmolarity je nezbytná znalost hustoty roztoku. Použila jsem experimentálně získané hodnoty hustoty při 20 C. Převod měřené osmolality na osmolaritu je možný několika způsoby, které jsou uvedeny v teoretické části, a které budou dále diskutovány. Osmolalita vodných roztoků měřených látek se se stoupající koncentrací přímo úměrně zvyšuje. Molární roztoky jsou více koncentrované, proto mají výraznější osmotické vlastnosti, což se projevuje vyšší naměřenou osmolalitou. Pro zředěné molální a molární roztoky je možné rozdíly v osmolální koncentraci zanedbat. Odchylky byly zaznamenány až od koncentrace 0,4 mol kg -1 případně mol l -1 u roztoků chloridu amonného, u dalších látek u ještě vyšších koncentrací. Závislost osmolality na molální a molární koncentraci v rozsahu 0,1-1,0 mol kg -1 resp. mol l -1 studovaných látek jsou prezentovány na obr. 1-3. Závislost osmolality roztoků na látkové koncentraci při 20 C popisují rovnice lineární regrese. Z těchto rovnic je možné odhadnout hodnotu příslušné koncentrace. Pro chlorid sodný jsou použitelné rovnice: 2 mos 1738,787145 m 25,036255 ( R 0, 9986) (24) 2 cos 1775,965891 c 14,491591 ( R 0, 9997) (25) Pro chlorid draselný jsou použitelné rovnice: 2 mos 1689,190636 m 22,267736 ( R 0, 9997) (26) 2 cos 1742,257164 c 15,231327 ( R 0, 9996) (27) Pro chlorid amonný jsou použitelné rovnice: 2 mos 1698,502618 m 19,774464 ( R 0, 9996) (28) 2 c os 1778,169800 c 6,406585 ( R 0, 9998) (29) Způsob odhadu teoretické osmolarity podle rovnice (10) je odlišný u roztoků o molální a molární koncentraci. U molárních roztoků je možné osmolaritu vyjádřit přímo jako součin molarity a počtu osmoticky aktivních částic. 12 Koncentraci molálních roztoků je zapotřebí nejprve převést na koncentraci molární. Pro převod molality na molaritu je nezbytná znalost objemu, 45

hmotnosti roztoku a jeho hustoty. Z hustoty molálního roztoku a jeho hmotnosti lze vyjádřit jeho objem a určit molaritu. 22 Hodnoty potřebné pro převod molality na molaritu a zjištěná molarita jsou pro studované látky uvedeny v tab. 4-6. K určení tzv. aktuální osmolarity je vhodná rovnice (11). Tento vztah využívá skutečně naměřené hodnoty osmolality a parciální specifický objem látky V g. (ml g -1 ). Ten vyjadřuje změnu objemu roztoku po přidání jednoho gramu látky. 13 Postup odhadu V g se liší podle výchozí koncentrace roztoku. Pro odhad aktuální osmolarity molálních roztoků je zapotřebí znát hustotu roztoku, jeho osmolalitu a parciální specifický objem rozpuštěné látky. Pro odhad osmolarity molálního roztoku platí, že objem vody molálního roztoku je vždy stejný, tj. 1000,18 ml. To vyplývá ze způsobu přípravy molálních roztoků, protože obsahují vždy jeden kilogram vody. Po výpočtu objemu roztoku z jeho hmotnosti a hustoty se vyjádří objem rozpuštěné látky a následně parciální specifický objem. Vztahy pro odhad aktuální osmolarity uvádějí rovnice (19-21). Při určení parciálního specifického objemu látky v molárním roztoku předpokládáme aditivitu objemů i hmotností vody a rozpuštěné látky. Objem molárního roztoku je vždy jeden litr a jeho hmotnost je číselně shodná s jeho hustotou. Po vyjádření objemu vody a objemu rozpuštěné látky se určí parciální specifický objem látky. Výpočet parciálního specifického objemu molárních roztoků, popisují rovnice (22-23) uvedené v experimentální části. Z výsledků vyplynulo, že hodnota V g nezávisí na výchozím typu látkové koncentrace. Zjištěné rozdíly byly zanedbatelné. Závislost parciálního specifického objemu na látkové koncentraci studovaných látek je znázorněna na obr. 4-6. Parciální specifický objem se vzrůstající koncentrací mírně stoupá. K odhadu osmolarity roztoku podle rovnice (11) je možné využít průměrné hodnoty specifického objemu: 46

Látka průměr V g (ml g -1 ) chlorid sodný 0,30 chlorid draselný 0,37 chlorid amonný 0,69 Odhad osmolarity využívající koncentraci vody vyžaduje znalost měřené osmolality a hustoty roztoku. V USP je jednou z metod, doporučených pro odhad osmolarity. 10 Porovnání odhadů osmolarity s experimentálně zjištěnou osmolalitou jsou přehledně zobrazeny na obr. 7-12. Je zřejmé, že největší rozdíl mezi naměřenou osmolalitou a osmolaritou vykazuje teoretická osmolarita. Postup výpočtu je nejjednodušší, ale nebere v úvahu interakce částic a jejich solvataci. Rozdíly v odhadované osmolaritě a naměřené osmolalitě se zvyšují s rostoucí koncentrací roztoku. To je způsobeno snižujícím se molálním osmotickým koeficientem při stoupající koncentraci roztoku, jak ilustrují obr. 13-15. Z obr 7-12 je patrné, že osmolarita získaná výpočtem z rovnice (11) a (12) lépe odpovídá skutečné naměřené osmolalitě. Obě metody pro převod osmolality na osmolaritu jsou uvedeny v platném USP. 13 Jako nejvhodnější lze pro odhad osmolarity roztoků studovaných elektrolytů doporučit rovnici (11), která se ve všech zkoumaných případech nejvíce přibližovala k hodnotám naměřené osmolality. Pro přesný převod experimentálně zjištěné osmolality na osmolaritu je potřebná znalost hustoty roztoku. Proto je vhodné, aby parenterální přípravky byly označovány experimentálně zjištěnými hodnotami osmolality a hustoty, které umožní odhad osmolarity bez nutnosti experimentálního měření vlastností roztoku. Označení pouze teoretickou osmolární koncentrací je především pro elektrolytové roztoky nevhodné vzhledem k odchylkám od skutečné osmolality a možnému nežádoucímu osmotickému efektu, který může vést k poškození tkání a vnitřního prostředí organismu. Bylo by vhodné, kdyby výrobci uváděli na označení naměřenou osmolální koncentraci a hustotu. 47

10. Závěry 1) Osmolalitu molárních vodných roztoků chloridu sodného, draselného a amonného v koncentračním rozmezí 0,1 1,0 mol l -1 rovnicí v obecném tvaru cos k 1 c k 2 lze popsat lineární kde k 1 a k 2 jsou parametry rovnice. Pro studované látky se koeficienty determinace pohybovaly v rozmezí od 0,9996 0,9998. 2) Osmolalitu molálních vodných roztoků chloridu sodného, draselného a amonného v koncentračním rozmezí 0,1-1,0 mol kg -1 rovnicí v obecném tvaru mos k1 m k2 lze popsat lineární kde k 1 a k 2 jsou parametry rovnice. Pro studované látky se koeficienty determinace pohybovaly v rozmezí od 0,9996 0,9986. 3) Velikost parciálního specifického objemu nezávisí na výchozím typu látkové koncentrace. Pro úzké rozmezí látkové koncentrace u studovaných látek lze považovat parciální specifický objem za konstantní, přestože mírně stoupá se zvyšující se koncentrací. 4) Způsob odhadu parciálního specifického objemu závisí na typu výchozí koncentrace. Pro jeho odhad u molárních roztoků je nutné vyjádřit objem vody a objem rozpuštěné látky. Pro jeho odhad u molálních roztoků je zapotřebí vyjádřit objem roztoku a objem rozpuštěné látky. 5) Molální osmotický koeficient Ф molárních i molálních roztoků chloridu sodného, draselného a amonného se zvyšující se koncentrací klesá. Jedná se o lineární závislost. 6) Byly hodnoceny tři metody odhadu osmolarity. Pro zkoumané látky ve stanoveném koncentračním rozmezí se naměřené osmolalitě nejvíce přibližovala osmolarita z rovnice (11). Naopak největší rozdíl byl zaznamenán u odhadu teoretické osmolarity. 48